ENLACE QUIMICO

1. ENLACE QUIMICO Enlace iónico Enlace covalente Estructuras de Lewis Geometría molecular Polaridad de las moléculas Uniones Intermoleculares

2. ENLACE QUÍMICO • Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas. • O2 diatómica • SO2 triatómica • NH3 tetraatómica

3. ELECTRONEGATIVIDAD • Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. • Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

4. VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

5. electronegatividad determina El tipo de enlace que puede darse entre Átomos diferentes Átomos iguales En los cuales En los cuales La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. Cero Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede ser Covalente puro o no polar covalente polar iónico ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 Entre 0 y 1,7 mayor que 1,7

6. ENLACE IÓNICO Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.

7. ENLACE IÓNICO

8. COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) 2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua.. 3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones) 5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). • COMPUESTOS COVALENTES • 1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC) • 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. • 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. • 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. • Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

9. Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente. El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción de dos átomos de H para producir una molécula de H2 ENLACE COVALENTE

10. Enlace covalente H-H

11. Clasificación de los Enlaces Covalentes • Enlaces covalentes puros • Enlaces covalentes polares • Enlaces covalentes puros Cuando dos átomos iguales comparten un par de é, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.

12. Clasificación del Enlace Covalente Según número de electrones que participen en el enlace: ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X

13. Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en: • Enlace Covalente Polar • Enlace covalente Apolar • Rango de Electronegatividad: • 1,7 > Dif. Electroneg. > 0 • Enlace Polar • Diferencia de electronegatividad = 0 • Enlace Covalente Apolar

14. Al enlace ubicado en la región intermolecular se le designa enlace sigma  Enlace sigma

15. Enlace Covalente Polar • Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O • HEN= 2,1 ClEN=2,9 H. + .Cl: H+ :Cl: - . . . . . . . .

16. ENLACE COVALENTE COORDINADO • Un enlacecovalente coordinadoes un enlace formado cuandoambos electronesdel enlace sondonadosporunode los átomos. • Consiste en lacomparticiónde unpar de electrones, proveniente del mismo átomo. • Ejemplo:O • H OS O H • O

17. Regla del Octeto • Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los gases nobles. Este enunciado a menudo se denomina la regla del octeto porque las configuraciones electrónica de los gases nobles tienen 8 é en su capa más externa a excepción del He que tiene 2 é.

18. REGLA DEL DUETO • Así como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuración de un gas noble. El Hidrogeno, cumple la regla del dueto. • La regla del dueto consiste en que el H2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones.

19. La sola regla del octeto y regla del dueto no nos permite hacer la estructura de Lewis, deberemos decidir como colocar los é en torno a los átomos enlazados, esto es cuantos é de valencia están involucrado en el enlace(é compartidos) y cuales é no se involucran en el enlace (é no compartido).

22. COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS

23. REPRESENTACION DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS 1.-Sume los electrones de valencia de todos los átomos. Si la especie es un ion: adicione un electrón por cada carga negativa o reste un electrón por cada carga positiva. 2.-Determine el número de electrones requeridos para suministrar 2 electrones a cada átomo de H individualmente y 8 electrones a cada uno de los demás átomos individualmente. Luego sumelos 3.Electrones de enlace = elec (2) - elec(1)

24. 4.- Calcule el número de enlaces como sigue: Número de enlaces = (Elect. de enlace/2) 5.- Determine el número de electrones no enlazantes o sin compartir: Numero de elec no enlaz.= Electrones totales(1) - Electrones enlace

25. CARGA FORMAL • La carga formal es un medio paracontabilizar los electrones de valencia. • Para determinar la carga formal en cualquier átomo de una molécula o ion, seasigna electronesal átomo en la forma siguiente: • Determinar electrones enlazantes, se dividen por igual entre los átomos que forman los enlaces. • Determinar los electrones no enlazantesy asignarlos al átomo al cual pertenecen.

26. Determinar la carga formal : • CARGA FORMAL=NUMERO DE • ELECTRONES DE VALENCIA-( 1/2 • NUMERO DE ELECTRONES ENLAZANTES • +NUMERO DE ELECTRONES NO ENLAZANTES).

27. ENLACES DESLOCALIZADOS • Se llama enlace deslocalizado, al tipo de enlace en el cual un par de electrones enlazantes se dispersa sobre varios átomos en lugar de estar localizado entre dos. • Una forma sencilla de Lewis no puede describir en forma apropiada el enlace deslocalizado. En su lugar a menudo se utiliza una descripción de resonancia.

28. ESTRUCTURAS RESONANTES • Se describe la estructura electrónica de una molécula que tiene enlace deslocalizado, escribiendo todas las fórmulas de Lewis posibles, esto se llaman fórmulas de resonancia. • Una regla que debe seguirse al escribir las formas de resonancia es que el orden de los núcleos debe ser el mismo en todas ellas, es decir los átomos deben estar unidos en el mismo orden. Ejemplo: NO3-

31. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO • Laregla del octeto falla en muchas situaciones en las que intervienen enlaces covalentes. Tales excepciones son de 3 tipos: • Moléculas con número impar de electrones • Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto. • Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto.

32. Clasificación de orbitales híbridos: • Orbitales hibridos sp • Orbitales hibridos sp2 • Orbitales híbridos sp3 • Orbitales híbridos dsp3 • Orbitales híbridos d2sp3

33. Orbital Híbrido “ sp “ • Esta hibridación ocurre cuando se mezcla el orbital “s” y uno de los orbitales “p”, para generar dos nuevos orbitales: Ejemplo BeF2 2s 2s 2pxFinalmente quedan los orbitales así: 1s sp 2p

35. ORBITAL HÍBRIDO sp2 • Siempre que se mezcla cierto número de orbitales atómicos se obtiene el mismo número de orbitales híbridos. Cada uno de éstos es equivalente a los demás pero apuntan en dirección distinta. Cuando se mezclan un orbital “s” con dos orbitales “p, se forman 3 orbitales híbridos “sp2“ (ese pe dos). híbridar promover 2s 2p 2s 2p sp2 2p

38. ORBITAL HÍBRIDO sp3 • Cuando se mezcla un orbital “s” con tres orbitales “p,de la misma subcapa se forman 4 orbitales híbridos “sp3“ (ese pe tres). promover 2s 2p2s 2p híbridar sp3

40. HIBRIDACION CON ORBITALES “d” • La mezcla de orbitales “s”, “p” y “d, puede dar origen a distintos tipos de orbitales hibridados, tales como: • 1orbital “s”, 3 orbitales “p”y 1 orbital “d”, da origen a: 5 orbitales “sp3d” • 1orbital “s”,3 orbitales “p” y 2 orbitales “d”, da origen a 6 orbitales “sp3d2”, dirigidos hacia los vértices de un octaedro.

41. hibridar • Esta hibridación es característica de la capa de valencia expandida. • EJEMPLOS: promover 3s 3p 3d 3s 3p 3d sp3d 3d

43. NUMERO IMPAR DE ELECTRONES • En casi todas las moléculas el Nº total de electrones de valencia es par, por lo tanto existe un apareamiento completo de los electrones. • Sin embargo existen moléculas tales como: • NO; ClO2; NO2 , las cuales tienen número impar total de electrones de valencia, obviamente es imposible aparear totalmente estos electrones para alcanzar el octeto, alrededor de cada átomo.Estas especies son muy reactivas y de corta vida.

44. MENOS DE UN OCTETO • Esta segunda excepción se da cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo, esto suele darse en compuestos de Boro y Berilio, ejemplo BF3. • F F • B ==== B • F F F F

45. GEOMETRIA MOLECULAR • La geometría molecular de una molécula es ladisposición de los átomosen el espacio. • El tamaño,y la forma (geometría) de una molécula permitenpredecir la polaridad de la moléculay por lo tanto sus propiedades físicas y químicas. • La forma global de una molécula está determinada por susángulos de enlace,que son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula.

46. PREDICCION DE LA GEOMETRIA MOLECULAR • La disposición gemétrica de los átomos en moléculas y iones puede predecirse por medio de la teoría de repulsión del par electrónico del nivel de valencia (RPENV). • Los pasos para predecir geometrías moleculares con el modelo RPENV son: • 1.-Dibujar la estructura de Lewis • 2.-Contar el número total de pares de electrones que rodean al átomo central y acomodarlos de modo tal que se minimicen

47. Las repulsiones entre los pares de electrones. Los electrones totales se determinan así: • Electrones= Nº de elec de valencia + más los electrones que aporta cada átomo + el ajuste para la carga del ión( si es que lo hay) • Se debe entonces determinar: • TOTAL ENLACE LIBRES (NO- ENL) • TOTAL = (ELECT. DE VALENC TOT./2) • NOTA: “ Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazante o un enlace.